Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая и неорганическая химия. Практикум для СПО
.pdf
д) правильность составленной ОВР проверяем путем подсчета атомов
кислорода в обеих частях уравнения, затем стрелку заменяем на знак
равенства.
Пример 2 - Реакция идет в кислой среде:
- 2 +7 0 + 2
H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + K2SO4 + MnSO4 + H2O
Находим восстановитель и окислитель.
Восстановитель- S
Окислитель- Мn+7+ 5е → Mn
-2—
2е → S
0
+2
5 процесс окисления
2 процесс восстановления
Далее расставляем коэффициенты:
5H2S + 2КМnО4 + H2SO4 → 5S + 2Mn SO4 + K2SO4 + Н2О
Затем уравниваются числа атомов тех элементов, которые имеют
постоянное окислительное число. Это касается щелочных и щелочноземельных металлов, т.е. ионов калия. Далее определяется коэффициент перед
кислотой. Для этого подсчитывается число кислотных остатков в правой части
уравнения и из него вычитается число кислотных остатков в левой части не
учитывая молекулу среды, т.е. это 3-0 = 3. Это и будет коэффициент для
молекул в левой части.
Затем определяют число молекул воды. Для этого подсчитывается число
атомов водорода в левой части уравнения. Их равно 16, отсюда следует, что
после реакции образуется 8 молекул воды.
5H2S + 2КМnО4 + 3H2SO4 =5S + 2Mn SO4 + K2SO4 + 8Н2О
Пример 3 - Реакция ОВР в щелочной среде.
В щелочной среде подбор коэффициентов осуществляется также:
+3 0 +6 -1
NaCrO2 + Вг2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + Н2О
Cr+3 - Зе → Cr+6 2
Br2 + 2е → 2Вг -1 3
2NaCrO2 + 3Br2+ NaOH → 2Nа2СrO4 + 6NaBr+H2O
Коэффициент перед молекулой основания находят как разницу между
числом ионов металла Na , входящих в состав молекулы щелочи и числом тех
91
же ионов (если они имеются), входящих в состав молекул окислителя и
восстановителя. В нашем примере это 10 - 2 = 8.
Следовательно, перед молекулой щелочи ставится коэффициент 8.
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr+H2O
По числу атомов водорода в левой части находят коэффициент перед
водой.
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr+ 4H2O
Правильность составленного уравнения проверяем путем подсчета
атомов кислорода в обеих частях уравнения.
Ионно-электронный метод составления ОВР основан на составлении
ионных уравнений для процесса окисления восстановителя и процесса
восстановления окислителя с последующим суммированием их в общее ионное
уравнение.
Пример 1 -
-2 +7
H2S+ KMnO4 + H2SO4 →
среда
+20
,MnS
Чтобы правильно составить полуреакции окислителя и восстановителя,
необходимо определить влияние среды окислительно-восстановительные
свойства перманганата калия:
- в кислой среде (Мn+7O4)- перейдет в Мn2+ , т.е. образует ион
типичного металла;
- в щелочной среде образуется ион (Мn+6O4)2- ;
- в нейтральной среде образуется Мn+4O2.
а) Составляем ионное уравнение в кислой среде:
(МnО4)- +5е + Н+ → Мn+2 + 4Н2О 2
H2S - 2е → S° + 2H+ 5
При составлении ионного уравнения восстановления окислителя ионы
водорода берем из среды (H2SO4).
В кислой среде ионы кислорода с ионами водорода среды образуют воду.
На четыре иона кислорода потребуется восемь ионов водорода.
Затем суммируем ионные уравнения в общее и сокращаем число ионов
водорода до и после реакции на 10 и получим:
2(МnО4)- + 5H2S + 16Н+ → 2Мn2+ + 5S + 10Н+ + 8Н2О
Из ионного уравнения составляем молекулярное:
92
2KMnO4+ 5H2S + 3H2SO4 → 2MnSO4+ 5S + K2SO4 + 8H2O
Правило: в кислой среде все ионы типичных металлов (К+, Мn2+)
приобретают кислотные остатки среды, образуя средние соли;
б) в щелочной среде образуется вода:
+3 0
NaCrO2 + Br2+NaOH →
−−
2
BrСrО ,)(
4
2 (CrO2)- - Зе +4ОН- → (СrO4)2- + 2Н2О - процесс окисления
-
3 Вг2 + 2е → 2Вг- - процесс восстановления
При образовании кислотного остатка (СrO4)2- потребуется еще 2 атома
кислорода. Их возьмем из удвоенного количества гидроксогрупп. Два атома
кислорода пойдут на образование кислотного остатка (СгО4)2-, а два на
образование 2х молекул воды.
Суммируем ионные уравнения в общее ионное уравнение:
2(СrО2)- + 3Вr2+ 8ОН- → 2(СrO4)2- + 6Вr-+ 4Н2О
из ионного составляем молекулярное:
2NaCrO2+ 3Br2+8NaOH → 2Na2CrO4+ 6NaBr+4H2O ;
в) в нейтральной среде ОВР протекают в присутствии молекул воды. В
результате реакции образуется основание:
−
2
;)( nOMSO
КМnО4+Na2SO3+Н2О →
4
2
(MnO4)- +3e +2H2O → MnO2+4OH- - процесс восстановления 2
из кислотного остатка образуется нейтральная молекула МnО2 и
освобождается 2 иона кислорода, которые с молекулами воды образуют
гидроксогруппы:
(SO3)2- -2e- + H2O → (SO4)2- +2H+ - процесс окисления 3
при недостатке атомов кислорода в нейтральной среде их берут из
молекул воды Н2О.
Составляем полное ионное уравнение:
2(МnО4) +3(SО3)2- +7Н2О → 2MnO2 + 3(SO4)2- + 6Н++ 8OH
-
93
6Н2О
сокращаем молекулы воды до и после ОВР и из ионного уравнения составляем
полное молекулярное:
2KMnO4+3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2КОН
Все окислительно-восстановительные реакции можно классифицировать
на:
1) реакции межмолекулярного окисления-восстановления, в которых
окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах. К таким
относятся все рассмотренные выше реакции;
2) реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В
таких реакциях окислитель и восстановитель входят в состав одной
молекулы вещества.
+5 -2 +3 0
2NaNO3 →
0
+
t
2NaNO2 + O2 ;
3) реакции диспропорционирования.
В таких процессах происходит одновременное уменьшения и увеличение
степени окисления атомов одного и того же элемента:
+6 +7 +4
3К2МnО4 + 2Н2О = 2KMnO 4 + MnO2 + 4KOH
Мn+6 - 1е → Мn+7 2 суммируем коэффициенты (3) и его ставим к
исходному веществу, а затем
Мп+6 + 2е → Мп+4 1 коэффициент (2) к КМnО4
Эквивалентом окислителя (восстановителя) называется такое его
количество, которое, восстанавливаясь (окисляясь), присоединяет
(высвобождает) 1 моль электронов.
В соответствии с этим молярная масса эквивалента окислителя
(восстановителя) равна его молярной массе деленной на число электронов,
отданных восстановителем или число электронов принятых окислителем.
+7 +2
Так при переходе: 1)МnО
KMnOM
М (1/z КMnO4)= мольг6131
−
+ 5е → Мn
4
)(
4
z
мольг4158
/,
==
/,
5
+4 +6
2) NaSO3 -2e → Na2SO
М (1/z Na2SO3)= мольг962
4
мольг8125
SONaM
)(
32
2
/,
==
/,
2
Вероятность протекания ОВР определяется по окислительновосстановительному потенциалу любого восстановителя и его окисленной
формы и любого окислителя и его восстановленной формы.
94
Для каждой пары ОВ-потенциалы определяются относительно
постоянной величины потенциала сравнения водородного электрода,
потенциал которого условно принят равным нулю. ОВ-потенциал для любой
пары определяют при стандартных условиях, т.е. t °C = 25 °С (соли) = 1
моль/л. Чем меньше потенциал пары, тем больше его восстановительные
свойства. Чем больше потенциал пары, тем больше его окислительные
свойства.
Окислительно-восстановительная реакция возможна при условии, когда
потенциал окислителя больше потенциала восстановителя, так Е°(МnО4)
-
/Мn2+= +1,52 В; Е° (SO4)2- / (SО3)2- =+0,22 В.
Опыт 1 Восстановительные свойства металлов
В стакан с водой внести 1-2 капли фенолфталеина и прикрывая стакан
стеклянной пластинкой (в целях безопасности) бросить в него кусочек
металлического натрия (опыт демонстрационный).
В две пробирки внесите 14-15 капель растворов: в первую - сульфата
меди (II), во вторую - сульфата цинка. В обе пробирки опустите по кусочку
железа. Почему в растворе сульфата меди через 2-3 минуты на поверхности
железа появился красный налет? Добавьте в эту пробирку 2-3 капли раствора
гексацианоферрата (III) калия К3[Fe(CN)6]. Интенсивное посинение раствора
указывает на появление в растворе Fe2+ - ионов. Во вторую пробирку добавить
К3[Fe (СN)6]. Происходит ли взаимодействие железа с сульфатом цинка?
Напишите уравнения происходящих реакций.
Окислительные или восстановительные свойства проявляют натрий и
железо при взаимодействии натрия с водой и железа с сульфатом меди?
Почему железо не вытесняет цинк из раствора сульфата цинка?
Объясните, почему в свободном состоянии металлы не могут быть
окислителями?
Опыт 2 Окислительные и восстановительные свойства
молекулярных галогенов
Внести в две пробирки по 3-4 капли йодной воды. В первую пробирку
добавить несколько капель хлорной воды, во вторую - сероводородной воды.
Что происходит с окраской растворов в обеих пробирках?
Напишите уравнения протекающих реакций, учитывая, что в первом
случае образуются хлороводородная и йодоводородная (HIO3) кислоты; во
втором случае помутнение раствора вызвано выделением коллоидной серы.
Определите окислительно-восстановительные свойства галогенов в этих
реакциях. Составьте ОВ-реакции.
Опыт 3 Окислительно-восстановительные свойства атомов
элементов в промежуточных степенях окисления
95
В первую пробирку с раствором дихрома калия К2Сг2О7 и во вторую с
раствором сульфида натрия Na2S внесите по две капли 2н раствора серной
кислоты и по микрошпателю сульфита натрия Na2SO3.
Как изменилась окраска в первой пробирке? Какие свойства в ОВР
проявляют К2Сг2О7, Na2S и Na2SO3? Напишите уравнения проведенных
реакций.
Опыт 4 Влияние рН среды на характер восстановления
перманганата калия
В три пробирки внесите по 3-4 капли раствора перманганата калия. В
одну пробирку добавьте 2-3 капли 2н серной кислоты, во вторую - 2-3 капли
раствора щелочи, в третью 2-3 капли воды. Во все три пробирки внесите
немного кристаллического сульфита натрия и перемешайте содержимое
пробирок, слегка встряхнув их.
Отметьте изменение окраски раствора во всех трех пробирках. Составьте
уравнения ОВР. До какой степени окисления восстанавливается перманганат
калия в растворах с разным рН ?
Опыт 5 Разложение дихромата аммония, (демонстрационный)
(реакция внутримолекулярного окисления-восстановления)
На асбестовую сетку поместить горкой несколько микрошпателей
кристаллического дихромата аммония (NH4)2Cr2O7. В вершину горки вставить
зажженную спичку. Через несколько секунд наблюдать бурное разложение
соли. Составьте уравнение ОВР.
Опыт 6 Окислительные и восстановительные свойства пероксидов
а) диспропорционнрование пероксида водорода.
В пробирку с несколькими каплями пероксида водорода прибавить 2н
раствор серной кислоты. Какой газ выделяется?
Составьте схему реакции диспропорционирования пероксида водорода с
образованием кислорода и воды. Для реакции восстановления пероксида
водорода (Н2О2 - окислитель):
Н2О2 +2Н+ + 2е → 2Н2О
Для реакции окисления пероксида водорода (H2О2 - восстановитель):
H2О2 - 2е → О2 + 2H
+
б) взаимодействие пероксида водорода с иодидом калия.
К раствору йодида калия, подкисленному серной кислотой, прибавить 12 капли раствора пероксида водорода. Для какого вещества характерна
появившаяся окраска раствора? Напишите уравнения реакций. Окислителем
или восстановителем является в ней пероксид водорода?
96
Контрольные вопросы и задачи
++→+
+
+
+
+
+
1 Определите степени окисления, окислитель и восстановитель,
подберите коэффициенты в следующих реакциях окисления-восстановления:
а) OHHClIHClKIOH
б) HISONaOHISONa
в) OHNOSOFeSOHHNOFeSO
г) NOSOHHNOS +→+
д) OHNaClCrONaNaOHOHCrCl
+
→++
222
422232
→++
423
→++
)(
23424234
242223
2 Используя ионно-электронный метод составить уравнения ОВР.
Определить: возможность ОВР, окислитель, восстановитель, степени
окисления, тип ОВР, )
а) →++
б) →++
в) →++
г) →++
д) →++
е) →++
ж) →++
з) →++
и) →++
)(
223
KOHJOAs
232
к) →++
л) →++
м) →++
1
(
M
окислителя и восстановителя:
z
SOHSOHKMnO
42324
NaOHSONaKMnO
324
OHKNOKMnO
224
SOHKIOCrK
2
42722
SOHSONaOCrK
SOНSНOCrK
422722
NaOHPbOSOCr
2342
NaOHOHCrCl
,
AsJ
SOНFeSOOСrК
SOHKIOCrK
42722
НСlFeSOКBrO
43
,
++ 54
,
NMn
+3
,
CrI
4232722
+30
,
CrS
−+ 26
,
OCr
+− 5
424722
+3
,
CrI
2
3
+
,
BrFe
2
++ 62
SMn
++ 66
,
SMn
++ 63
,
SCr
++ 26
,
PbCr
++ 33
,
FeCr
3 По данным схемам составьте электронно-ионные уравнения, подберите
коэффициенты и напишите полные уравнения в молекулярной форме:
а)
б)
в)
2
4
2
3
г)
д) OHNOFeHNOFe
2
е)
ж) OHFeCrHFeOCr
з) OHNOCrHNOOCr
и)
к) →+
л) →+
72
2
72
2
3
3
IFe
2
72
3
2
4
−+
−−
NOOCr
2
+→+
2
4
+→+ ClBrOClOBr
3
222
−−−−
NOClNOСlO
323
+→+ ClSOClOSO
3
++−+
−−−
++→+ OHMnOMnOOHMnO
242
−−−−
−−−−
++→++
−−−
++→++ OHNOIOHNOI
3322
3
2
+→++
SOMnHMnOSO
−++−−
2
4
2
++++−
++→++
++→++
−++−−
2
23
97
2
=
м) →+
н) →+
о) →+
+
2
−
3
2
4 Сколько граммов кристаллического
приготовления 1л 0,02н раствора
−
ClOFe
2
BrOSO
3
−−
INO
KMnO следует взять для
KMnO , предназначенного для окислительно-
4
4
восстановительного титрования в кислой среде.
Ответ: 0,63 г.
5 На титрование 20 мл раствора, содержащего сульфата железа (П),
пошло 16 мл 0,5н раствора перманганата калия. Вычислите )
1
(
КMnO
С и титр
z
4
раствора сульфата железа.
Ответ: )
6 Какой объем раствора дихромата калия, содержащего 14,7г
1
(
КMnO
С =0,4моль/л, мл/г,)FeSO(T 06080
z
4
4
OСrК в
722
1л, необходим для окисления 2л децимолярного раствора сероводорода в
присутствии разбавленной серной кислоты?
Ответ: 1,33л.
7 Сколько эквивалентов иодида калия необходимо для восстановления в
кислой среде 1 моля:
а)
OСrК ; б)
722
KMnO ?
4
Ответ: а) 6; б)5.
8 Какую массу сероводорода можно окислить до свободной серы одним
граммом иода?
Ответ: 0,134 г.
9 Какую массу сульфата железа (П) можно окислить в кислой среде с
помощью 20 мл 0,1н раствора перманганата калия.
10 Сколько граммов
кислоты с помощью 100 мл 0,25н раствора
FeSO можно окислить в присутствии серной
4
СrOК ?
42
Ответ: 3,8г.
98
14 Работа 13 Электродные потенциалы. Гальванические
E
E
R
⋅
=
E
элементы. Электролиз
Цель работы:
элементов и изучение процессов, протекающих на электродах при электролизе
водных растворов электролитов.
При погружении металла в раствор электролита на границе раздела металл
- раствор возникает разность потенциалов, называемая электродным
потенциалом. При этом (менее активные) металлы заряжаются положительно, а
другие (более активные), наоборот, отрицательно. Потенциал каждого электрода
зависит от природы металла, концентрации и активности его ионов в растворе и
температуры. Эта зависимость определяется уравнением Нернста:
где
- электродный потенциал металла, В;
a
- активность ионов металла;
0
- стандартный электродный потенциал, В;
- универсальная газовая постоянная, равная 8,316
овладение методикой измерения ЭДС гальванических
RT
0
ЕЕ ln
+=
nF
, (30)
a
;
)Кмоль/(Дж
T - температура, 298 К;
n
- заряд иона металла, +nМе ;
F - число Фарадея, равное 96485 Кл/моль.
Приняв температуру равной 25
0
С и подставив в данное уравнение все
константы умножив на 2,3 (для перехода от натуральных логарифмов к
десятичным), получим:
059,0
0
ЕЕ lg
+=
n
a
Измерить величину потенциала отдельного электрода невозможно.
Поэтому электродные потенциалы измеряют путем сопоставления с
потенциалом принятого для сравнения электрода. Для этого применяют
стандартный водородный электрод, величину потенциала которого условно
принимают за нуль.
Если пластинку металла, погрузить в раствор его соли с активностью
ионов, равной единице ( л/моль1)Me(С
+
) при температуре 25 0С и соединить
n
ее проводником первого рода с водородным электродом, получим цепь
гальванического элемента, электродвижущую силу которого легко измерить. Это
0
будет величина стандартного электродного потенциала данного металла
.
Так, если в качестве электрода взять цинк и соединить его со стандартным
водородным электродом, то схему гальванического элемента можно записать:
)(,||||)(
+− PtHSOHZnSOZn
2424
99
В таком элементе осуществляется реакция:
E
E
2
2 HZnHZn +=+
++
2
Стандартный электродный потенциал цинкового электрода равен
0
02
+
−=
Zn/Zn
.В76,0E
Если в качестве электрода взять медь при тех же условиях в сочетании со
стандартным водородным электродом получим гальванический элемент:
)(||||,)(
4422
+− CuCuSOSOHHPt
Его э.д.с., а следовательно и стандартный электродный потенциал равны
+0,34 в. В этом случае протекает реакция:
2
2
++
2
CuHHСu +=+
.34,0
0
02
+
+=
/
СиСи
ВE
Электродный потенциал любого металла при нестандартных условиях
определяется по формуле Нернста:
059,0
()еn
0
ЕЕ lg
n
0
где
n
−
- нормальный или стандартный потенциал данного металла, В;
- число электронов, которое передает металл при переходе в раствор,
;
, (31)
C
++=n
Ме
- концентрация ионов металла в растворе, моль/л.
C
+n
Mе
Например, рассчитаем потенциал цинкового электрода при концентрации
ионов цинка 0,001 моль/л:
0
ЕЕ
02
+
Zn/Zn
02
+
Zn/Zn
059,0
n
+
n
Mе
76,0Clg
059,0
3
−
−=+−=+=
.В85,010lg
2
Таким образом потенциал металлического электрода, главным образом
зависит от концентрации его ионов в растворе. В гальваническую цепь могут
входить газовые электроды, например водородный и кислородный.
Потенциал газового водородного электрода рассчитывается также по
формуле Нерста:
+
HС
)(
,
0
)(
HP
2
где
0
+
ЕЕ
/2
0
+
HH
/2
2
0
- нормальный или стандартный потенциал водородного электрода
НН
059,0
0
+=
2
lg
n
равный нулю (0);
+
)(
HС - концентрация ионов водорода в растворе, моль/л;
0
)(
HP
- парциальное давление водорода, величина по закону Генри,
2
пропорциональная концентрации водорода, растворенного в жидкости, кПа;
100
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]